{"id":20,"date":"2023-07-26T21:23:54","date_gmt":"2023-07-26T21:23:54","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/o3-lewis-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T21:23:54","modified_gmt":"2023-07-26T21:23:54","slug":"o3-lewis-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/o3-lewis-structuur\/","title":{"rendered":"O3 lewis-structuur in 6 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"O3<\/figure>\n

Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?<\/p>\n

Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.<\/p>\n

De O3 Lewis-structuur heeft drie zuurstofatomen (O). Er zijn 1 dubbele binding en 1 enkele binding tussen de zuurstofatomen (O). Er zijn 1 alleenstaande paren op het centrale zuurstofatoom, 2 alleenstaande paren op het dubbelgebonden zuurstofatoom en 3 alleenstaande paren op het enkelvoudig gebonden zuurstofatoom.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van O3 (ozon), blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over hoe je een Lewis-structuur van O3<\/a> tekent.<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van O3.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de O3 Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het O3-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in het O3-molecuul (ozon)<\/a> te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een enkel zuurstofatoom<\/a> .
(Valentie-elektronen zijn de elektronen die aanwezig zijn in de buitenste baan<\/a> van elk atoom.)<\/p>\n

Hier zal ik je vertellen hoe je gemakkelijk de valentie-elektronen van zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het O3-molecuul<\/strong><\/p>\n

\u2192 Valentie-elektronen gegeven door het zuurstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Zuurstof<\/a> is een element in groep 16<\/a> van het periodiek systeem. [1]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in zuurstof 6<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 6 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het zuurstofatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

Dus,<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het O3-molecuul = 6(3) = 18.<\/strong><\/p>\n

Stap 2: Selecteer het centrale atoom<\/strong><\/h3>\n

Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve<\/a> atoom in het centrum blijft.<\/p>\n

Het gegeven molecuul is hier O3 (ozon). Alle drie de atomen zijn identiek, dus je kunt elk van de atomen als centraal atoom selecteren. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen<\/strong><\/h3>\n

Nu moet je in het O3-molecuul de elektronenparen tussen de drie zuurstofatomen (O) plaatsen. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Dit geeft aan dat de drie zuurstofatomen (O) chemisch met elkaar verbonden<\/a> zijn in een O3-molecuul.<\/p>\n

Stap 4: Maak de externe atomen stabiel. Plaats het resterende valentie-elektronenpaar op het centrale atoom.<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.<\/p>\n

Hier in de schets van het O3-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen alleen maar zuurstofatomen zijn.<\/p>\n

Deze externe zuurstofatomen vormen een octet en zijn daarom stabiel. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het O3-molecuul.<\/p>\n

Het O3-molecuul heeft in totaal 18 valentie-elektronen<\/strong> en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 16 valentie-elektronen<\/strong> gebruikt.<\/p>\n

Dus het aantal resterende elektronen = 18 \u2013 16 = 2<\/strong> .<\/p>\n

Je moet deze 2<\/strong> elektronen op het centrale zuurstofatoom in het bovenstaande diagram van het O3-molecuul plaatsen. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Laten we nu verder gaan met de volgende stap.<\/p>\n

Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom. Als het geen octet heeft, verplaats dan het eenzame paar om een dubbele of drievoudige binding te vormen.<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet u controleren of het centrale zuurstofatoom (O) stabiel is of niet.<\/p>\n

Om de stabiliteit van het centrale zuurstofatoom (O) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.<\/p>\n

Helaas vormt het centrale zuurstofatoom hier geen octet. Deze zuurstof heeft slechts 6 elektronen en is onstabiel. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Om dit zuurstofatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het buitenste zuurstofatoom zodanig verschuiven dat het centrale zuurstofatoom 8 elektronen kan hebben (dwz \u00e9\u00e9n octet). <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Na het verplaatsen van dit elektronenpaar zal het centrale zuurstofatoom nog 2 elektronen ontvangen en dus zal het totale aantal elektronen 8 worden. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het centrale zuurstofatoom een octet vormt omdat het 8 elektronen heeft.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van O3 stabiel is of niet.<\/p>\n

Stap 6: Controleer de stabiliteit van de Lewis-structuur<\/strong><\/h3>\n

Nu ben je bij de laatste stap gekomen waarin je de stabiliteit van de Lewis-structuur van O3 moet controleren.<\/p>\n

De stabiliteit van de Lewis-structuur kan worden geverifieerd met behulp van een formeel ladingsconcept<\/a> .<\/p>\n

Kortom, we moeten nu de formele lading vinden van alle zuurstofatomen (O) die in het O3-molecuul aanwezig zijn.<\/p>\n

Om de formele belasting te berekenen, moet u de volgende formule gebruiken:<\/p>\n

Formele lading = Valentie-elektronen \u2013 (bindende elektronen)\/2 \u2013 Niet-bindende elektronen<\/strong><\/p>\n

In de onderstaande afbeelding kun je het aantal bindende elektronen<\/a> en niet-bindende elektronen<\/a> voor elk atoom van het O3-molecuul zien. <\/p>\n

\"O3<\/figure>\n

Voor het centrale zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 6
Niet-bindende elektronen = 2<\/p>\n

Voor het dubbelgebonden zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4<\/p>\n

Voor het enkelvoudig gebonden zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6 <\/p>\n

\n\n\n\n\n\n\n
Formele beschuldiging<\/strong><\/td>\n =<\/strong><\/td>\n valentie-elektronen<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n (Bindende elektronen)\/2<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n Niet-bindende elektronen<\/strong> <\/td>\n<\/td>\n<\/td>\n<\/tr>\n
O (centraal)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (enkele binding)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (dubbele hop)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/td>\n =<\/td>\n -1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het centrale zuurstofatoom (O) een lading heeft van +1<\/strong> en het dubbelgebonden zuurstofatoom een lading heeft van -1<\/strong> .<\/p>\n

Om deze ladingen te minimaliseren, als je probeert het elektronenpaar meer te verplaatsen, zullen er 8 + 2 = 10<\/strong> elektronen op het centrale zuurstofatoom zijn.<\/p>\n

Maar het zuurstofatoom heeft niet het vermogen om 10 elektronen vast te houden. Daarom is de bovenstaande Lewis-structuur van O3 stabiel.<\/p>\n

In de Lewis-puntenstructuur van O3 hierboven kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van O3. <\/p>\n

\"Lewis-structuur<\/figure>\n

Ik hoop dat je alle bovenstaande stappen volledig hebt begrepen.<\/p>\n

Voor meer oefening en een beter begrip kun je andere Lewis-structuren proberen die hieronder worden vermeld.<\/p>\n